Щелочноземельные металлы (стр. 2 из 8)

Магний - также имеет серебристо-белый цвет. Относительно бериллия он более мягок и пластичен. На воздухе тускнеет за счет окисления. Магний хорошо растворяет водород. В отличие от бериллия парамагнитен. Пары магния содержат молекулы Mg₂, энергия диссоциации которых оценивается в 7 ккал/моль. Сжимаемость Mg мала, под давлением в 100 тыс. атм его объем уменьшается до 0,85 исходного. Магний кристаллизуется в ГПУ-структуре. Для магния характерно перекрытие первой и второй зон Бриллюена.

Некоторые физические константы металлов приведены ниже в таблице:

Be	Mg
Атомный радиус, нм	1,113	1,162
Радиус иона Э2+, нм	0,034	0,074
Энергия ионизации, эв, Э0 ®Э+	9,32	7,64
Э+® Э2+	18,21	15,03
Энергия кр. решетки, мкДж\кмоль	321,6	150,2
Плотность (20 oC), г/см3	1,84	1,73
Температура плавления., oC	1287	650
Температура кипения,oC	2450	1103
Теплота плавления, ккал/г-атом	2,8	2,1
Теплота испарения, ккал/г-атом	74	31
Теплота возгонки (при 25 oC), ккал/г-атом	78	35
Электропроводность (Hg=1)	23	22
ОЭО	1,47	1,23
Теплоемкость, Дж\(кг .К)	1826	1047

Химические свойства элементов

С химической точки зрения Ве и особенно магний – активные металлы, с высоким сродством к окислителям (кислород, галогениды и др.). На воздухе бериллий и магний покрываются тонкой оксидной пленкой. Вода не действует на бериллий. Магний медленно вытесняет из воды водород при кипячении. Оба элемента сгорают на воздухе при нагревании по реакции 2Э+О₂=2ЭО, выделяя много тепла и света (на этом основано применение магния в пиротехнике). Помимо окисей образуется еще Э₃N₂. Магний загорается при 650 ⁰С, бериллий - при 900 ⁰С. Оба соединяются с галогенами, а при нагревании - с серой и азотом. Оба элемента восстанавливают Si, Ti, K, Ba из окислов. Магний, как правило, реагирует энергичнее. Оба элемента хорошо растворимы в разбавленных кислотах, не являющихся окислителями. Бериллий растворяется в HNO₃ лишь при нагревании. Горячая концент-рированная серная кислота медленно растворяет Э выделяя SO₂ или H₂S. HГ (Г=Сl, Br, I) в газообразном состоянии легко действуют на Э. На магний не оказывают заметного действия HF любой концентрации, растворы NaOH, Na₂CO₃. На бериллий же концентрированные растворы щелочей действуют уже при комнатной температуре по схеме:

2NaOH +Be + 2H₂O = Na₂[Be(OН)₄]+ H₂. В этом бериллий сходен с алюминием. С водородом соединяется непосредственно лишь магний (при давлении). Ве до температуры плавления с водородом не реагирует, однако при термическом разложении бериллийорганических соединений (2000^о С) образуется ВeH₂.

С водным раствором аммиака бериллий не реагирует. Магний тоже почти не растворяется в аммиачном растворе, однако, постепенно растворяется в растворе солей аммония по схеме: 2NH₄⁺ + Mg = Mg²⁺ + H₂ + NH₃. Ве из солей аммония растворяется лишь в крепком растворе NH₄F по схеме: 4NH₄F + Be = (NH₄)₂BeF₄ + H₂ + 2NH₃. Различия в химизме растворения доказывают большую комплексообразовательную способность бериллия.

Химические свойствасоединений элементов

Нормальные электродные потенциалы реакций Ве –2е = Ве²⁺ и Mg – 2е = Mg²⁺ равны соответственноj₀=-1,7В и j₀=-1,55В. Ниже представлены теплоты образования некоторых соединений магния и бериллия, рассчитанные в ккал на грамм-эквивалент металла:

F	Cl	Br	I	O	S	N
Be	121	59	44	20	72	28	23
Mg	134	77	62	43	72	42	19
Отношение Be/Mg	0,90	0,77	0,71	0,47	1,00	0,47	1,21

Из приведенных данных видно, что теплоты образования аналогичных производных бериллия и магния близки при сравнительно малых объемах металлоидных атомов (F, O, N) и сильно расходятся при больших (Cl, Br, I, S).

Гидрид Ве получают смешиванием гидрида лития с хлоридом Ве, или по схеме:

LiAlH₄ + Be(CH₃)₂ = BeH₂ + LiAlH₂(CH₃)₃.

Гидрид магния получают непосредственно из элементов при нагревании и давлении, а также при нагревании Mg(C₂H₅)₂

ЭH₂ – белые твердые вещества, плохо растворимые в эфире. Выделяют водород из воды и спиртов: ЭН₂ + 2Н₂О = Э(ОН)₂ + 2Н₂ и ЭН₂ + 2СН₃ОН = Э(ОСН₃)₂ + 2Н₂.

Окиси Ве и Mg – весьма тугоплавкие, белые, малорастворимые в воде вещества. Могут быть получены прокаливанием оксалатов, нитратов, карбонатов:

ЭСО₃ = ЭО + СО₂,2Э(NO₃)₂ = 2ЭО + 4NO₂ + O₂, ЭС₂О₄ = СO₂ + СО + ЭО.

Также могут быть получены сжиганием соответствующих металлов в кислороде.Растворимы в кислотах: ЭО + 2Н⁺ = Э²⁺ + Н₂О.

ВеО растворяется в щелочах по схеме: BeO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Be(OН)₄]. Ядерные расстояния в кристаллах MgO (т. пл. 2850^оС) и BеО (т. пл. 2580^оС) равны соответственно 2,10 и 1,64 A,а у их индивидуальных молекул (в парах) – 1,33 и 1,75 A. Пары ЭO сильно диссоциированы на элементы. Охлаждение расплава ВеО ведет к образованию стекла. Кристаллы ВеО имеют структуру вюрцита, что свидетельствует о малой полярности связи. Кристаллы MgO имеют структуру NaCl. Обе окиси растворимы в кислотах тем труднее, чем сильнее они были предварительно прокалены. Такое снижение реакционной способности обусловлено в данном случае укрупнением кристаллов. При хранении на воздухе оксид магния постепенно поглощает влагу и CO₂, переходя в Mg(OH)₂ и в MgCO₃. Окись магния изредка встречается в природе (минерал периклаз). Получаемая прокаливанием природного магнезита MgO является исходным продуктом для изготовления различных огнеупорных изделий.

Белые аморфные гидроокиси магния и бериллия мало растворимы в воде. Растворенная часть Mg(OH)₂ диссоциирована по типу основания и является электролитом слабой силы, а Ве(ОН)₂ имеет амфотерный характер и диссоциирует по суммарной схеме:

Ве²⁺ + 2ОН^- = Ве(ОН)₂ = 2Н⁺ + ВеО₂^2- .

Гидроокись бериллия вообще является единственным основанием в IIA группе, обладающей амфотерными свойствами. Осаждение Ве(OH)₂ в процессе нейтрализации кислого раствора (по схеме: Э²⁺+2ОН^–=Э(ОН)₂) наступает при pH=5,7, а Mg(OH)₂ – при рН=10,5. Ве(ОН)₂ – является полимерным соединением, поэтому его растворимость в воде ничтожна (рПР=22). Ввиду слабости кислотных свойств Ве(ОН)₂ бериллаты сильно гидролизованы в водном растворе. При растворении Ве(ОН)₂ в кислотах образуются тетраэдричекие аквакомплексы [Ве(Н₂О)₄]²⁺, в щелочах – гидроксокомплексы [Be(OH)₄]^2- (или [Be(OH)₃]^- )по схеме: Ве(ОН)₂ + 2OH^-= [Be(OH)₄]^2-. Бериллий в беррилиат-ионе sp³-гибридизирован, а сам беррилат-ион имеет форму тетраэдра. КЧ_Ве= 4. Ве(ОН)₂ начинает терять воду уже при 230⁰С. Бериллаты типа К₂ВеО₂ существуют только в твердом состоянии. Они могут быть получены растворением порошка Ве на расплавы щелочей. Основные свойства у Ве(ОН)₂ преобладают над кислотными, но выражены менее значительно, чем у Mg(ОН)₂. Гидроокись магния встречается в природе (минерал брусит). рПР Mg(OH)₂ = 11.Mg(ОН)₂ обладает только основными свойствами. Однако, взаимодействием Mg(OH)₂c 65%-ным раствором NaOH при 100⁰С может быть получен неустойчивый в водной среде тетрагидроксомагнезат натрия – Na₂[Mg(OH)₄]. Помимо кислот, гидроксид магния растворим в растворах солей аммония по схеме: Mg(OH)₂ + 2NH₄⁺ = Mg²⁺+ 2NH₃ + 2H₂О. Поэтому раствором аммиака нельзя полностью осадить гидроокись магния, например из хлорида, т.к. следующий процесс равновесный:

МgCl₂ + NH₄OH = NH₄Cl + Mg(ОН)_2.

При нагревании гидроокись магния реагирует с Р, Se, S (Х = Se, S):

6Mg(ОН)₂ + 4P = 6MgО + 4РН₃ + 3О₂ и 2Mg(ОН)₂ + 2Х = 2MgО + 2Н₂Х + О₂

Обе гидроокиси хорошо растворимы в кислотах: Э(ОН)₂ + 2Н⁺ = Э²⁺ + 2H₂О. Гидроксид магния в промышленности получают действуя на растворимые соли магния известковым молоком. Для магния известна аналогичная гидроокиси этоксидная производная Mg(OC₂H₅)₂. Она может быть получена взаимодействием амальгамы магния со спиртом и представляет собой белый порошок, растворимый в спирте и разлагаемый водой. Взаимодействием свежеосажденной Mg(OH)₂ с 30%-ной H₂O₂ может быть получена растворимая в воде гидратная перекись-окись магния MgO₂^.3MgO^.nH₂O, она применяется как антисептик, для желудка т.к. с водой дает Мg(ОН)₂ и перекись водорода. Многие из солей бериллия и магния хорошо растворимы в воде. Ионы Э²⁺ бесцветны. Mg²⁺ сообщают раствору горький вкус, Ве²⁺- сладковатый. Соли Ве подвержены гидролизу при комнатной температуре и дают кислую среду, соли Mg – в меньшей степени. Например, гидролиз сульфатов и галогенидов проходит по схемам: